Tóm tắt lý thuyết luyện thi đại học Chương 9 Đại cương kim loại

Tóm tắt lý thuyết luyện thi đại học Chương 9 Đại cương kim loại. Tóm tắt lý thuyết luyện thi đại học Chương 9 Đại cương kim loại. Tóm tắt lý thuyết luyện thi đại học Chương 9 Đại cương kim loại. Tóm tắt lý thuyết luyện thi đại học Chương 9 Đại cương kim loại.

CHƯƠNG IX ĐẠI CƯƠNG VỀ KIM LOẠI I Vị trí cấu tạo kim loại Vị trí Trong bảng tuần hồn ngun tố hố học, kim loại vị trí:  Phân nhóm nhóm I, II, III (trừ bo)  Phân nhóm phụ nhóm I đến nhóm VIII  Họ lantan họ actini (những nguyên tố xếp riêng bảng)  Một phần phân nhóm nhóm IV, V, VI Hiện người ta biết khoảng 109 nguyên tố hoá học, có 85 nguyên tố kim loại Các nguyên tố nằm bên trái, phía bảng, tính kim loại mạnh Cấu tạo nguyên tử kim loại  Nguyên tử kim loại có số electron lớp ngồi nhỏ (  ), dễ dàng cho phản ứng hố học  Trong chu kì, ngun tử ngun tố kim loại có bán kính lớn có điện tích hạt nhân nhỏ so với nguyên tố phi kim Những nguyên tử có bán kính lớn ngun tử nằm góc dưới, bên trái bảng tuần hoàn Cấu tạo tinh thể kim loại  Các nguyên tử kim loại xếp theo trật tự xác định làm thành mạng lưới tinh thể kim loại Nút mạng lưới ion dương nguyên tử trung hoà Khoảng không gian nút lưới không thuộc nguyên tử nào, làm thành "khí electron" mà nguyên tử kim loại nút lưới liên kết với tạo thành mạng lưới bền vững Liên kết sinh mạng lưới kim loại e tự gắn ion dương kim loại lại với gọi liên kết kim loại Đặc điểm liên kết kim loại:  Do tất e tự kim loại tham gia  Liên kết kim loại tương tác tĩnh điện ion dương e tự II Tính chất vật lý  Ở điều kiện thường, kim loại trạng thái rắn (tinh thể), trừ Hg chất lỏng Nhiệt độ nóng chảy khác  Người ta phân biệt : Các kim loại đen (gồm Fe, Mn, Cr) kim loại màu (các kim loại lại)  Kim loại có tính dẫn điện, dẫn nhiệt tốt, có tính dẻo, có ánh kim Do đặc tính cấu tạo mạng lưới kim loại ta giải thích tính chất vật lý a) Tính dẫn điện dẫn nhiệt  Khi nối đầu kim loại với cực nguồn điện Dưới tác dụng điện trường, e tự chuyển động theo hướng xác định làm thành dòng điện kim loại  Khi đun nóng kim loại điểm đó, nút lưới (nguyên tử, ion) điểm nhận thêm lượng, dao động mạnh lên truyền lượng cho e tự Các e tự lại truyền lượng cho nút xa Và lượng (dạng nhiệt) truyền khắp kim loại Đó chất tính dẫn nhiệt kim loại b) Tính dẻo (dễ kéo dài, dát mỏng): Khi tác dụng lực học lên kim loại, số nút mạng lưới kim loại bị xê dịch, mối liên kết lớp nút mạng nhờ e tự bảo tồn, mạng lưới tinh thể bền vững, hình dạng kim loại bị thay đổi III Tính chất hố học Nhận xét chung Do đặc điểm cấu tạo, nguyên tử kim loại dễ dàng cho e hố trị, thể tính khử: So sánh tính khử kim loại : Đi từ đầu đến cuối "dãy điện hóa" kim loại tính khử giảm dần K, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H, Cu, Ag, Hg, Au Các phản ứng đặc trưng: a) Phản ứng với oxi :  Ở to thường, phần lớn kim loại phản ứng với O khơng khí tạo thành lớp bảo vệ cho kim loại không bị oxi hố tiếp tục  Khi nung nóng, phần lớn kim loại chảy oxi Ví dụ: b) Phản ứng với halogen phi kim khác  Với halogen: kim loại kiềm, kiềm thổ, Al phản ứng t o thường Các kim loại khác phản ứng yếu hơn, phải đun nóng Hợp chất tạo thành kim loại có hố trị cao:  Với phi kim khác (yếu hơn) phải đun nóng : c) Phản ứng với hiđro: Kim loại kiềm kiềm thổ phản ứng tạo hợp chất hiđrua kim loại dạng muối, số oxi hoá H -1 d) Phản ứng với nước:  Ở to thường, có kim loại kiềm, kiềm thổ phản ứng với nước tạo thành H2 hiđroxit kim loại Một số kim loại yếu tạo thành lớp bảo vệ hiđroxit tạo thành axit  Ở nhiệt độ nóng đỏ, kim loại đứng trước hiđro dãy điện hoá phản ứng với nước Ví dụ: e) Với axit thường (HCl, H2SO4 loãng) Phản ứng xảy dễ dàng khi:  Kim loại đứng trước H2  Muối tạo thành phải tan g) Với axit oxi hoá (HNO3, H2SO4 đặc nóng) Trừ Au Pt, hầu hết kim loại tác dụng với HNO (đặc loãng), H2SO4 (đặc, nóng),  Với HNO3 đặc: (Khí bay NO2 màu nâu)  Với HNO3 loãng: Tuỳ theo độ mạnh kim loại độ loãng axit, sản phẩm khí bay N 2, N2O, NO Đối với kim loại mạnh axit lỗng, sản phẩm NH4NO3 Ví dụ:  Với axit H2SO4 đặc nóng Kim loại + H2SO4 đ.n  muối + (H2S, S, SO2) + H2O Tuỳ theo độ mạnh kim loại mà sản phẩm khử S +6 (trong H2SO4) H2S, S hay SO2 Kim loại mạnh S+6 bị khử số oxi hố thấp Ví dụ: Chú ý: Al Fe bị thụ động hoá H 2SO4 đặc, nguội HNO3 đặc, nguội Nguyên nhân kim loại tiếp xúc với axit đặc, nguội bề mặt chúng có tạo lớp màng mỏng, đặc xít bảo vệ kim loại khơng bị axit tác dụng Do đó, thực tế người ta dùng xitec sắt để chuyên chở axit h) Phản ứng với kiềm: Một số kim loại đứng trước H hiđroxit có tính lưỡng tính phản ứng với kiềm mạnh Ví dụ Be, Zn, Al: k) Phản ứng kim loại mạnh đẩy kim loại yếu khỏi hợp chất:  Đẩy kim loại yếu khỏi dd muối Ví dụ: Những kim loại tác dụng mạnh với H 2O kim loại kiềm, kiềm thổ, gặp dd nước trước hết phản ứng với H2O  Đẩy kim loại yếu khỏi oxit (phản ứng nhiệt kim loại) Xảy to cao, toả nhiều nhiệt làm nóng chảy kim loại: Phương pháp thường dùng để điều chế kim loại khó nóng chảy Cr, Mn, Fe… IV Dãy điện hoá kim loại Cặp oxi hoá - khử kim loại Trong điều kiện định, cân xảy theo chiều xác định Trong : Me dạng khử, Men+ dạng oxi hoá Dạng oxi hoá dạng khử nguyên tố tạo thành cặp oxi hoá - khử (oxh.kh) Ví dụ: Các cặp oxi hố - khử : Fe2+.Fe, Cu2+.Cu, Al3+.Al Điện oxi hoá - khử Để đặc trưng cho khả oxi hoá - khử cặp oxi hoá - khử, người ta dùng đại lượng gọi điện oxi hoá - khử ký hiệu Eoxh.kh Khi nồng độ dạng oxi hoá nồng độ dạng khử 1mol/l (oxh = kh = 1mol/l), ta oxi hố - khử chuẩn oxh.kh Ý nghĩa dãy điện hoá kim loại a) Dự đoán chiều phản ứng cặp oxh - kh: Khi cho cặp oxh - kh gặp nhau, dạng oxh cặp nằm bên phải (có oxh - kh lớn hơn) oxh dạng khử cặp nằm bên trái Ví dụ: Có cặp oxh - kh : Zn2+.Zn Fe2+.Fe phản ứng: Có cặp oxh - kh: Zn2+.Zn Cu2+.Cu phản ứng: b) Những kim loại đứng trước H (phía trái) đẩy hiđro khỏi dd axit Ví dụ: V Hợp kim Định nghĩa Hợp kim chất rắn thu sau nung chảy hỗn hợp nhiều kim loại khác hỗn hợp kim loại phi kim Cấu tạo hợp kim Hợp kim thường cấu tạo loại tinh thể: a) Tinh thể hỗn hợp: Gồm tinh thể đơn chất hỗn hợp ban đầu, nóng chảy chúng khơng tan vào b) Tinh thể dd rắn: Là tinh thể tạo thành sau nung nóng chảy đơn chất hỗn hợp tan vào c) Tinh thể hợp chất hoá học: Là tinh thể hợp chất hoá học tạo sau nung nóng chảy đơn chất hỗn hợp Liên kết hoá học hợp kim: Liên kết hợp kim chủ yếu liên kết kim loại Trong loại hợp kim có tinh thể hợp chất hoá học, kiểu liên kết liên kết cộng hố trị Tính chất hợp kim: Hợp kim có tính chất hố học tương tự tính chất chất hỗn hợp ban đầu, tính chất vật lý tính chất học lại khác nhiều Ứng dụng: Hợp kim dùng nhiều trong:  Công nghiệp chế tạo máy: chế tạo ôtô, máy bay, loại máy móc…  Công nghiệp xây dựng… V Ăn mòn kim loại chống ăn mòn Sự ăn mòn kim loại Sự phá huỷ kim loại hợp kim tác dụng hoá học mơi trường xung quanh gọi ăn mòn kim loại Ăn mòn kim loại chia thành loại chính: ăn mòn hố học ăn mòn điện hố a) Ăn mòn hố học: Ăn mòn hố học phá huỷ kim loại kim loại phản ứng hố học với chất khí nước nhiệt độ cao Đặc điểm ăn mòn hố học:  Khơng phát sinh dòng điện  Nhiệt độ cao tốc độ ăn mòn nhanh Sự ăn mòn hố học thường xảy ở:  Những thiết bị lò đốt  Những chi tiết động đốt  Những thiết bị tiếp xúc với nước nhiệt độ cao Ví dụ: Bản chất ăn mòn hố học q trình oxi hố - khử, electron kim loại chuyển trực tiếp sang mơi trường tác dụng: b) Ăn mòn điện hố: Ăn mòn điện hố phá huỷ kim loại kim loại tiếp xúc với dd chất điện li tạo nên dòng điện Cơ chế ăn mòn điện hoá: Những kim loại dùng đêi sống kỹ thuật thường nhiều có lẫn tạp chất (kim loại khác phi kim), tiếp xúc với môi trường điện li (như nước có hồ lẫn khí CO2, NO2, SO2,…hoặc nước biển, …) xảy q trình ăn mòn điện hố Xét chế ăn mòn sắt có lẫn đồng khơng khí ẩm có hồ tan H +, O2, CO2, NO2,… tạo thành mơi trường điện li Sắt có lẫn đồng tiếp xúc với mơi trường điện li tạo thành pin, Fe kim loại hoạt động cực âm, Cu cực dương  Ở cực âm: Fe bị oxi hố bị ăn mòn Ion Fe2+ tan vào môi trường điện li, sắt dư e Các e dư chạy sang Cu (để giảm bớt chênh lệch điện tích âm sắt đồng)  Ở cực dương: Xảy trình khử ion H+ O2 Ion H+ O2 môi trường điện li đến miếng Cu thu e: Sau xảy trình tạo thành gỉ sắt: Các hiđroxit sắt bị H2O tạo thành gỉ sắt, có thành phần xác định: Cách chống ăn mòn kim loại: a) Cách li kim loại với môi trường: Dùng chất bền với môi trường phủ lên bề mặt kim loại Đó là:  Các loại sơn chống gỉ, vecni, dầu mỡ, tráng men, phủ hợp chất polime  Mạ số kim loại bền crom, niken, đồng, kẽm, thiếc lên bề mặt kim loại cần bảo vệ b) Dùng hợp kim chống gỉ (hợp kim inox): Chế tạo hợp kim không gỉ môi trường không khí, mơi trường hố chất Những hợp kim khơng gỉ thường đắt tiền, sử dụng chúng hạn chế c) Dùng chất chống ăn mòn (chất kìm hãm) Chất chống ăn mòn làm bề mặt kim loại trở nên thụ động (trơ) mơi trường ăn mòn Ngày người ta chế tạo hàng trăm chất chống ăn mòn khác nhau, chúng dùng rộng rãi ngành cơng nghiệp hố chất d) Dùng phương pháp điện hóa: Nối kim loại cần bảo vệ với kim loại khác có tính khử mạnh Ví dụ, để bảo vệ vỏ tàu biển thép, người ta gắn vào vỏ tàu (phần chìm nước biển) kẽm Khi tàu hoạt động, kẽm bị ăn mòn dần, vỏ tàu bảo vệ Sau thời gian người ta thay kẽm khác VII Điều chế kim loại Nguyên tắc: Khử ion kim loại thành kim loại Các phương pháp điều chế a) Phương pháp thủy luyện: Dùng kim loại tự có tính khử mạnh để khử ion kim loại dd muối Ví dụ:  Điều chế đồng kim loại:  Điều chế bạc kim loại: b) Phương pháp nhiệt luyện: Dùng chất khử CO, H2, C kim loại để khử ion kim loại oxit nhiệt độ cao Phương pháp sử dụng để sản xuất kim loại công nghiệp: c) Phương pháp điện phân: Dùng dòng điện chiều catôt (cực âm) để khử ion kim loại hợp chất Bằng phương pháp này, người ta điều chế hầu hết kim loại  Điều chế kim loại có tính khử mạnh (từ Na đến Al) Điện phân hợp chất nóng chảy (muối, kiềm, oxit) Ví dụ: Điều chế Na cách điện phân NaCl nóng chảy  Điều chế kim loại có tính khử trung bình yếu: Điện phân dd muối chúng nước Ví dụ: Điều chế Cu cách điện phân dd CuSO4 Bằng phương pháp điện phân điều chế kim loại có độ tinh khiết cao VIII Hợp chất kim loại Oxit MexOy a) Đều tinh thể b) Tác dụng với H2O Chỉ có số oxit kim loại mạnh (ví dụ kim loại kiềm, kiềm thổ) số anhiđrit axit có số oxi hoá cao phản ứng trực tiếp với H2O c) Tác dụng với axit: Phần lớn oxit bazơ phản ứng với axit d) Tác dụng với oxit axit Chỉ có oxit kim loại mạnh phản ứng e) Tác dụng với kiềm: Các oxti axit oxit lưỡng tính phản ứng Hiđroxit Hiđroxit hợp chất tương ứng với sản phẩm kết hợp oxit H 2O Hiđroxit có tính bazơ axit a) Hiđroxit số kim loại (trừ kim loại kiềm, kiềm thổ) bị nhiệt phân nung nóng tạo thành oxit: b) Tính tan H2O: Phần lớn tan, có hiđroxit kim loại kiềm, Ba(OH) số hiđroxit kim loại có số oxi hố cao tan H 2O Ví dụ: H2CrO4, H2Cr2O7, H2MnO4, HMnO4 c) Tính axit - bazơ: Phần lớn có tính bazơ, số có tính lưỡng tính (như Be(OH) 2, Zn(OH)2, Al(OH)3, Sn(OH)2,…), số axit (H2CrO4, H2Cr2O7, HMnO4) d) Tính oxi hoá - khử: Thể râ số hiđroxit kim loại có nhiều số oxi hố hiđroxit kim loại yếu Muối a) Tính tan muối:  Muối nitrat kim loại: dễ tan nước  Muối sunfat kim loại: phần lớn dễ tan, trừ CaSO4, BaSO4, PbSO4, Ag2SO4  Muối clorua kim loại: phần lớn dễ tan, trừ AgCl, PbCl2, CuCl, Hg2Cl2, …  Muối cacbonat kim loại: phần lớn khó tan, trừ cacbonat kim loại kiềm amoni  Muối cacbonat axit: nói chung tan tốt muối cacbonat trung tính (trừ cacbonat axit kim loại kiềm) b) Tính oxi hố - khử muối:  Một số muối có số oxi hố thấp kim loại bền, có tính khử  Một số muối kim loại yếu, có số oxi hố cao kim loại bền, có tính oxi hố dễ bị phân huỷ: ... bay, loại máy móc…  Cơng nghiệp xây dựng… V Ăn mòn kim loại chống ăn mòn Sự ăn mòn kim loại Sự phá huỷ kim loại hợp kim tác dụng hoá học mơi trường xung quanh gọi ăn mòn kim loại Ăn mòn kim loại. .. kim loại Nguyên tắc: Khử ion kim loại thành kim loại Các phương pháp điều chế a) Phương pháp thủy luyện: Dùng kim loại tự có tính khử mạnh để khử ion kim loại dd muối Ví dụ:  Điều chế đồng kim. .. hoá học: Là tinh thể hợp chất hoá học tạo sau nung nóng chảy đơn chất hỗn hợp Liên kết hoá học hợp kim: Liên kết hợp kim chủ yếu liên kết kim loại Trong loại hợp kim có tinh thể hợp chất hoá học,